Suponha que 15,0 mL de uma solução 0,15 M de NH3(aq) são titulados com uma solução 0,10 M de HCl(aq). (a) Qual é o pH inicial da solução 0,15 M de NH3 (aq)? (b) Qual é o pH após a adição de 15,0 mL de uma solução 0,10 M de HCl(aq)? (c) Que volume de uma solução solução 0,10 M de HCl é necessário para atingir a metade do caminho até o ponto estequiométrico? (d) Calcule o pH nesse ponto. (e) Que volume de uma solução solução 0,10 M de HCl é necessário para atingir o ponto estequiométrico? (f) Calcule o pH no ponto estequiométrico.

Dado:

(f)Pra calcular o pH no ponto estequiométrico de uma titulação base fraca-ácido forte temos novamente duas equações específicas, sendo uma de 2° grau e a outra de 1° grau, aproximada.

O pH NÃO será 7,00 pelo seguinte motivo: assim que a última molécula de base tiver sido protonada pela ácido, vai restar em solução uma solução salina (nesse caso, de cloreto de amônio). O cátion da base (NH4+), que sofre hidrólise – e isso que faz com que a base seja fraca – vai dar uma acidificada na solução, pois essa hidrólise nada mais é que o cátion cedendo o H+ a uma molécula de água, que ele antes tinha recebido do ácido. Logo, espere pH 7,00.

A equação do 2° grau:

Que vem da equação:

A equação do 1° grau:

Onde: é a constante de hidrólise do cátion da base (nesse caso, amônio), seu valor é sempre: . Teremos que

é a concentração da solução salina resultante da neutralização total. Ela sempre vai equivaler ao número de mols inicial de base , pois o sal é proveniente dessa base, sobre o volume total de solução .

Resultando em .

Agora, qual equação escolhemos? Novamente, de forma análoga ao ponto inicial da titulação em que não houve adição de titulante ainda, podemos usar a equação de 1° grau se, e somente se, a condição for verdadeira.

Verificamos que, de fato, , então podemos usar com segurança a equação linear, pra evitar a fadiga (sempre bom!)

Calculamos: